Физические константы простых веществ галогенов

ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА

Молекулы простых веществ, образуемые галогенами, двухатомны с одной сигма-связью, порядок связи равен 1.Некоторые сведения о простых веществах p-элементов 7 группы приведены в таблице.

Физические константы	Фтор	Хлор	Бром	Йод	Астат
Состав молекулы	F2	Cl2	Br2	I2	At2
Агрегатное состояние	Светло-зел. газ	Желто-зел. газ	Красно-бурая жид.	Черно-фиолет.кристаллы	Черно-синие кристаллы
Т.плавл.С	-223	-101,4	-7,2	113,5
Т.кип.С	-188	-34,6	58,8	184,5 расплава
Межъяд. расстояние, А	1,42	1,99	2,28	2,67	-
Энергия дис, кДж/моль				150,7

Сравнивая данные физических констант молекул галогенов, можно сделать следующие выводы:

n Температуры плавления и кипения закономерно возрастают от фтора к йоду.

n Межъядерное расстояние от фтора к йоду увеличивается, уменьшается степень перекрывания связывающих электронных облаков и энергия диссоциации молекул уменьшается. Аномальные свойства фтора по сравнению с хлором объясняются тем, что в молекуле хлора в образовании связей частично участвуют 3d-орбитали, в результате чего прочность связи в молекуле возрастает.

n Все галогены - типичные неметаллы. Молекулы галогенов неполярны, поэтому растворимость в воде галогенов незначительна, они лучше растворяются в органических растворителях - спирте, бензоле, эфире, сероуглероде.

Фтор - “разрушающий”(греч.)

Фтор - сильнейший окислитель, химически очень активен и взаимодействует с большинством элементов непосредственно, за исключением кислорода и азота. Это объясняется низкой энергией диссоциации молекулы фтора, сравнительно малыми размерами атома фтора, большой величиной энергии сродства к электрону и малой энергией активации реакций с участием фтора.

Фтор энергично реагирует как с простыми (кроме гелия, неона, аргона), так и со сложными веществами. Большинство оксидов разлагается фтором с выделением кислорода. В атмосфере фтора горит даже такое стойкое вещество, как стеклянная вата:

SiO₂ + 2F ₂ = 2SiF ₄ + 2O

Вода в атмосфере фтора горит бледно-фиолетовым пламенем

H₂ O(кр) + F ₂ (г) = HOF(г) + HF(ж)

H₂ O(ж) + 2F ₂ (г) = OF₂↑ + 2HF

H₂ O(вод.пар) + F ₂ = 2HF + O₂

В атмосфере фтора горят неметаллы - S, P, Si, металлы - Na, K, Ca, Mg, Al и др.

2Al + 3F₂ = 2 AlF₃

Zn + F₂ = ZnF₂

2B + 3F₂ = 2BF₃

2P + 5 F₂ = 2PF₅

С водородом соединятся в темноте со взрывом.

H ₂ + F ₂ = 2 HF

Пламя фтороводородной смеси имеет температуру больше 4000 С.

Фтор легко вытесняет хлор из его соединений

F ₂ + 2 NaCl = Cl ₂ + 2 NaF

Хлор (“хлорос” – желто-зеленый цвет-греч.)

Хлор - типичный неметалл. По химической активности он уступает только фтору и кислороду. Т.к. химическая активность хлора велика, то в природе он встречается в связанном состоянии - в виде хлоридов.

В окислительно-восстановительных реакциях хлор может функционировать как окислитель - по отношению к менее электроотрицательным элементам - и как восстановитель - по отношению ко фтору. Хлор является очень активным окислителем, он соединяется почти со всеми металлами и со всеми неметаллами, кроме C,O,N.

2Na + Cl ₂ = 2NaCl

3Cl ₂ + 2 P = 2 PCl ₃

Cl ₂ + F ₂ = 2 ClF

С водородом взаимодействие происходит по типу цепной реакции

Cl ₂ + H ₂ = 2HCl

При обычных условиях эта реакция протекает медленно, а при нагревании или сильном освещении реакция протекает со взрывом.

Для хлора характерна реакция диспропорционирования - примером такой реакции является взаимодействие хлора с водой.

Cl ₂ + Cl ₂ + 2H ₂O = 2HCl + 2HOCl

Из всех галогенов хлор практически наиболее важен. Он используется в промышленности в качестве хорошего отбеливающего средства, для обеззараживания воды, в производстве пластмасс, красителей и т.д.

Бром -“зловонный”(лат.),йод -“фиолетовый”(греч.)

Бром, йод, астат - полные электронные аналоги т.к. кроме одинаковой структуры наружного квантового слоя они имеют сходные структуры предвнешнего d-слоя - 18 электронов.

По своей реакционной способности бром и йод уступают хлору. Эти элементы окислители-восстановители. Наиболее сильно у них выражена окислительная функция, которая падает от брома к йоду. Наглядной иллюстрацией сравнительной окислительной активности галогенов служит реакция взаимодействия с водородом. Бром с водородом реагирует при нагревании, а йод - при очень сильном нагревании, в то время как реакция фтора с водородом протекает со взрывом, а хлора - на свету.

F—Cl—Br—I – At

На сравнительной окислительной активности галогенов основано вытеснение одних галогенов другими из растворов их солей по ряду F₂- Cl₂-Br₂-I₂-At₂. А восстановительная активность по этому ряду возрастает по ряду сверху вниз. В качестве окислителей бром и йод широко используются в химических анализах, в различных синтезах.

СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ С ВОДОРОДОМ

HF – HCl - HBr – HI

В галогеноводородах связь – полярная, ковалентная, общая электронная пара смещена к атому галогена. В ряду → ë межъядерное расстояние увеличивается и падает устойчивость молекул.

HF – жидкость (т.пл=-83^оС, т.кип.=20^оС), остальные – газы. Хорошо растворимы в воде. HF - в любых соотношениях смешивается с водой.

В ряду → ë кислотные свойства возрастают. Среди всех кислот самая слабая – HF, безводная HF – неэлектролит. Такую закономерность можно объяснить прочностью связи. Чем больше энергия связи, тем труднее протекает диссоциация.

В ОВР – это восстановители, причем с увеличением радиуса галогенид-иона восстановительная активность возрастает. Хлорид ион обладает восстановительной функцией в кислой среде.

Дата добавления: 2014-01-07